Химия

Химия

Законы термохимии.

1.З-н Гесса: Тепловой эффект хим. реакции не зависит от стадии процесса, а

завис. от нач. и конечн. сост. вещества. ?Н х.р.=?Н1+?Н2

Следствия: 1. n*A+m*B=x*C+y*D , х,у – стереохимические

коэффициенты, А,В – исходные вещества, С,D – продукты реакции

?Н х.р.=S?Н обр.прод.р.--S?Н обр.ис.в. или

?Н=(?Н обр.С*х+?H обр.D*y) — (?Н обр.A*n+?H обр.B*m)

2. ?Н пр.р.=--?Н обрат.р.

2.З-н Лавуазье-Лапласа: ?Н обр.в.=--?Н разл.в.

Следствия: 1. Чем 0-

самопр.протек.обр.проц.

?G – энергия Гиббса – критерий вероятности самопроизв. протекания

процесса. ?G образ.прост.в.=0 G[кДж.моль]

?G х.р.=S?G обр.пр.р.--S?G обр.исх.в. с учётом коэффициентов

Влияние температуры на ход реакции.

1. ?H0 ?S v Ea => ^ K => ^ V

Влияние катализатора на скорость, Катализ процесс:

Гомогенный – ускорение во всём объёме

Гетерогенный

– на гране раздела фаз

Катализатор снижает Еа

Химическое равновесие

Обратимые реакции – протекающие при одних и тех же условиях в сторону

прямой и обратной реакций.

Для колич. оценки хим. равновесия используют константу равновесия. К

х.р.=К пр./К обр.=[C] *[D] /[A]?*[B]?? , K х.р.=1-хим.равновес.,К х.р.>1-

пр.р.,К х.р.0;

2.Дифузия частиц растворён. веществ сквозь частицы раствора ?Н диф.? 0;

3.Процесс гидратации ?Н гидр.< 0.

Т.о. ?Н раствора=?Н разр.+?Н диф.+?Н гидр.

При растворении(расплавлении) нек. вещества диссоциируют (распадаются на

ионы). Их растворы проводят ток – электролиты.

Не электролиты – оксиды и почти все органические вещества.

Электролиты характеризуются: 1.Степенью диссоциации ?=число

продиссоц.молек./общ.число молекул - зависит от прир. электрол.,от

Т(пр.проп.), концентр(обр.пр.)

?>30% - сильн. эл., ? К?+АЇ (КА – молекула) К

равновес.=К диссоц.=[ К?]*[ А?]/[KA]

К диссоц. имеет смысл только для слабого

электролита(обр. процесс)

Ионные уравнения.

В ионн. виде в молекулярной форме записываются: 1. Не электролиты; 2.

Слабые электролиты; 3. Из числа сильных электролитов – нерастворимые

осадки.

Случаи необратимых реакций: 1. Образование осадка AgNO3

+HCl>AgCl+HNO3

Ag?+ClЇ> AgClv - белого цвета

2. Образование сл. элекр. HCl+NaOH>NaCl+H2O

H?+OHЇ>H2O – слабый электролит

3. Образование газа K2CO3 +2HCl>2KCl+CO2 ^+H2O

CO3 Ї+2H?> CO2 ^+H2O

КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕИЯ

К.с. – сложн. соед. сост. из более простых, способных к самостоятельному

сущ.

Пример. HgJ2 *2KJ

Свёрнутый вид: К2[HgJ4] число легандов – координационное число

(к.ч.)

Лучшие компл. образователи – ионы d-элементов(эл. побочн. групп), т.к. у

них малый радиус

Мианды – отрицат. Ионы или нейтральн. молек.: JЇ, FЇ, ClЇ, NO2Ї, OHЇ или

H2O , NH3

Амфотерные гидрооксиды.

Be(OH)2 , Zn(OH)2 , Pb(OH)2 , Sn(OH)2 , Sn(OH)4 , Cr(OH)3 , Al(OH)3

Доказательсво амфотерности:

|Основные |Кислотные |

|свойства |свойства |

|Be(OH)2+2HCl>Be|Be(OH)2+2NaO|

|Cl2+2H2O |H>Na2BeO2+2H|

|Be(OH)2+2H?>BeІ|2O |

|?+2H2O,иливкомп|Be(OH)2+2ОН?|

|л.в: |>BeO2І?+2H2O|

|Be(OH)2+2HCl+2H| |

|2O>[Be(H2O) |Be(OH)2+2NaO|

|4]Cl2 |H>Na2[Be(OH)|

|Be(OH)2+2H?+2H2|4] |

|O>[Be(H2O) 4]І?|Be(OH)2+2ОН?|

| |>[Be(OH)4]І?|

Гидролиз солей

Г. – взаимодействие ионов соли с ионами воды, в рез. котор. равновес. воды

смещается и среда становится кисл. или щелочной.

H2O>H?+OHЇ К диссоц.=[Н?]*[ОН?]/[H2 O] > К

диссоц.*[H2O] =[Н?]*[ОН?]=К H2O=1Е-14 - ионное произведение воды

Виды сред.

1. [Н?]=[ОН?]=1Е-7 нейтралная среда(рН=7); 2. [Н?]>[ОН?] кислая

среда(рН7)

рH=-lg[Н?] pOH=-lg[ОН?] pН+pОН=14

Соли по отношению к гидролизу делятся на 4 группы:

|1.Соли образ. |2.Соли обр. сл.|3.Соли обр. |4.Соли обр. |

|сильн. и сл. |осн. и сиьн. |сл. осн. и |сильн. осн. и |

|кисл. |кисл. |сл. кисл. |сильн. кисл. |

| | |(полн. или | |

| | |совместный | |

| | |гидролиз) | |

|К2S>2K?+SІ? |MgCl2>MgІ?+2Cl?|MgS>MgІ?+SІ? |Na2SO4>2Na?+SO4|

|pH>7 |pH | |

|К2S+HOH?KHS+KO|?+H?+2Cl? | | |

|H |MgCl2+HOH?MgOHC| | |

|Ступень II. |l+HCl | | |

|(HS)?+HOH?H2S+|Ступень II. | | |

|OH? |(MgOH)?+HOH?Mg(| | |

|K? |OH)2+H? | | |

|+(HS)?+HOH?H2S|Cl?+ | | |

|+OH?+K? |MgOH?+HOH?Mg(OH| | |

|KHS+HOH?H2S+KO|)2+H?+Cl? | | |

|H |MgOHCl+HOH?Mg(O| | |

| |H)2+HCl | | |

Соль гидролизу не подвергается.

Глубину гидролиза можно опред. сл. обр.:

1.Степень гидролиза – h – отношен. числа прогидролизовавшихся молекул к

общ. числу молекул. Зависит от природы соли, темпер. и концентр.

Константа гидролиза К гид.=К H2O/К дис.сл.электролитов

h=?(К гид./С соли)

2. Молярн. концентрация(молярность) С м=h/V=m р.в./M р.в.*V

3. Моляльная конц.(моляльность) – кол-во молей раств. вещ-ва в 1000 г.

ратворит. См=n/V=m р-ва/?*V , ? - эквивалент (или m э)

Э к-ты=М к-ты/число H? Э осн-я=М осн/число ОH?

Э соли=М соли/число атомов Ме*степ. окислен. Ме

Закон эквивалентов: все взаимод. и получ. вещ-ва наход. в экви. колич.

NaOH+HCl=NaCl+H2O n NaOH=N HCl=n NaCl=n H2O c NaOH*V NaOH =c

H(HCl)*V HCl

Окислительно-востановительные реакции.

ОВР – реакции идущие с изменением степени окисления элементов при переходе

электронов.

Окислители. 1.Простые или сл. в которых элем.

наход. в макс. степ. окислен. MgІ?, Mg??O4 ,(CrO4)І?

2. F2 , O2

Восстановители. 1.Прост. или сложн. частицы в котор.

элемент находится в мин. cтеп. окислен. NH3 , S

Окислители и восстановители.1.Атомы и молекулы металов (кр. O2 и F2) Сl2 ,

Br2 , N2 , S? ,P?

2.Прост. и сложн. частицы в котор. элемент находится в промежут.

cтеп. окислен. (SO3)І?, Fe , (NO2)?

Направления ОВР. Электродные потенциалы.

Гальванические элементы. Самрпоизв. электроны идут от вост. к окислит.,

когда ? окисл.>? вост., ? = ? окисл.-- ? вост.>0 - усл. самопроизв.

протекан. ОВР.

Электродный потенциал Ме. Под действ. полярн. молек. воды и отрицат. ионов

кислотн. остатка, положит. ионы Ме и сталкиваются на границе Ме – р-

р. В рез. образ. двойной электронный слой с опред. раз. потенциалов

наз. электродным потенциалом.

Используют относительные величины

потенциалов.

Измерение электродных потенциалов.

Гальванич. элементы – приборы в котор. энергия ОВР преобразуется в

электрический ток.

Для измерен. потенциалов металов и всех др.

частиц создают гальван. элем. в котор. один электрод водородный

?(Н?2/2Н?), а второй измеряемый.

Возникающая при этом ЭДС и есть величина потенциала. ? = ?

измер. -- ?(Н?2/2Н?) –эталонный

Устройство медно-цинкового гальванического элемента.

?(Zn?/Zn)=-0.76 В

?(Сu?/CuІ?)=+0.34 B

? = ? окисл.-- ? вост=1.1 В

Анодный процесс: Zn?-2?>ZnІ? анод

– восстановитель

Катодный процесс: CuІ? +2?>Сu?

катод – окислитель

Zn?+ CuІ?= ZnІ?+Сu?

(-)(A) Zn?| ZnSO4 ;1M||CuSO4 ;1M|Cu (K)(+)

Потенциал зависит от t, С, от природы ок-ва.

Если конц. отлич. от стандарт., то потенц. рассчит. по

прав. Нернста:

?(OX/Red)=??(OX/Red)+(RT/nF)*ln([OX]/[Red])

OX – окисл. форма, Red – вост. форма, RT/F=0.059, n –

число электронов

?(Ме??/Ме)= ??( Ме??/Ме)+(0.059/n)*lg[Ме??] Пример.

Ag|AgNO3 ;1M|| AgNO3 ;0.01M|Ag

?(Ag?/Ag)=0.8+(0.059/1)*lg

10?І=0.692 B

Взаимодействие Ме с окислит (кисл., щел., вода).

|Взаимодействие Ме с|Взаимодействие Ме|Взаимодействие Ме с |

|водой. |с раств. щелочью.|кислотами. |

|Вост. воды |В ратворах |кислоты по отношению к |

|2H2O+2?>H2+2OH? |щелочей |Ме дел. на 2-е |

|Mg+H2O> |окислителем явл. |группы(какой ион явл. |

|?(Mg(OH)2/Mg)=-2.36|вода. |окислит.) |

| |Al+NaOH+H2O> | |

|?(H2O/H2)=-0.413 ?|?(AlO2?/Al)=-2.36| |

|окисл.>? вост – | | |

|реакция идёт |?(Al2O/H2)=-0.827| |

|1|Mg?+2H2O - |? окисл.>? вост –| |

|2?>Mg(OH)2+2H? |ре-акция идёт | |

|1|2H2O+2?>H2+2OH? |2|Al?+4OH? - 3?> | |

|_ |AlO2?+2H2O | |

|Mg+4H2O>Mg(OH)2+H2+|3|2H2O+2?>H2+2OH?| |

|2H?+2OH? |_ | |

|Mg+2H2O>Mg(OH)2+H2 |2Al+8OH?+6H2O | |

|Нек. активн. Ме |>2AlO2?+4H2O+3H2+| |

|находятся в |6OH? | |

|пассивир. сост., |2Al+2NaOH+2H2O | |

|т.к. их поверхность|>2NaAlO2+3H2 | |

|покрыта прочным | | |

|продуктом окислен. | | |

|Пассивацией наз. | | |

|явлен. глубок. | | |

|торможен. реакции | | |

|окислен. над | | |

|действием продукта | | |

|этого окисления. | | |

| | |H? |Кислотный остаток |

| | | |– окислит. |

| | |HCl |H2SO4 к. , HNO3 р.|

| | |,H2SO|, HNO3 к. |

| | |4 р. | |

| | |1. |1.Ме+H2SO4 |

| | |Ме+H2|к.>МеSO4+ |

| | |SO4 |H2O+прод.вост.кисл|

| | |р. |.ост. |

| | |>МеSO|Li-Zn (H2S) |

| | |4+Н2 |Cr-H(S?) после|

| | |?(H/2|Н(SO2) |

| | |H?)=0|?(SO4І?/S)>1 |

| | |?(Ме)|SO4І?> H2S |

| | |S |

| | | |SO4І?>SO2 |

| | | |2. Ме+HNO3 |

| | | |р>МеNO3+H2O+пр. |

| | | |вост. кисл. ост. |

| | | |Li-Zn |

| | | |(NH4?,NH4NO3) |

| | | |Cr-H(N2O) |

| | | |после Н(NO) |

| | | |?(NO3?)>1 |

| | | |3. Ме+HNO3 к > |

| | | |МеNO3 + H2O + пр. |

| | | |в кисл.ост. |

| | | |Li-Zn (NO) |

| | | |Zn-(NO2) |

| | | |Пример. Au+3V |

| | | |HCl+HNO3>AuCl3+NO2|

| | | |+H2O |

Нек. Ме пассивируют под действием холодных кислот: H2SO4 - Fe , Ti ;

HNO3 - Cr

Коррозия Ме – самопроизв. разрушен. Ме под дейсвием агрессивной окружающей

среды.

По элементам разрушен. различают:

|хим. коррозию |эл.-хим. коррозию |

|Под действ. с сухими газами |При взаимод. Ме с жидк. |

|при t?(газовая) или с жидк. |электрол., с влажн. |

|не электролитами |Воздухом и почвой |

|Ме+О2 , CO2 , CO , SO3 , |Поверхность Ме покрыта |

|Гг(галогены) >разр. |коррозионными гальвано |

|Ме+неэлектролиты |парами (КГП) |

|Скорость хим. коррозии | |

|зависит от природы Ме, | |

|свойств продукта окислен., t?| |

Причины взаимодействия коразионных гальванопар: 1.Контакт Ме разн.

активн.

2.Хим. неоднородность Ме

3.Неоднородность электролита

4.Неоднородность механического напряжения внутри

5.Блуждающие эл. токи.

Основные положения теории: 1.Коррозия происходит в том сл., если ? ме.> ?

окисл.

2.наличие деполяризатора(окислителя)

Процесс деполяризации – отвод электронов с катодных участков при эл.-хим.

коррозии веществами деполяризаторами.

Водородная деполяризация 2H?+2?>H2 в кисл. среде

\

2H2O+2?>H2+2OH? нейтр., щелочной / - вод. деп.

Кислотная деполяризация O2 +2H2O+2?>4OH? нейтр., щелочной \

O2 +4H?+4?>2H2O кисл. / -кис. деп.

Методы защиты Ме от коррозии.

1. Покрытия(защитные)

1. Металлические

1.1.1 Катодные ? защ.ме.< ? покр. (? Fе ? покр. (? Fе>? Au)

2. Неметаллические покрытия

1. Хим. покрытие (обраб. спец. реагентом с образ.защитной плёнки)

2. Неорганическое покрытие

3. Органическое покрытие

2. Электрохимические методы (искусственно созд. коррозийной гальвано

пары)

2.1 Протекторная защита ? ме.< ? прот.

2. Электролизация

3. Ингибиторная защита (замедление процесса)

4. Создание спец сплавов (антикоррозийных сплавов Cr, Ni,Ti)